Definisjon av intermolekylære krefter (dipol-dipol, ion-dipol, London og P. Hydrogen)

Candela Rocío Barbisan | nov. 2021
Kjemisk ingeniør

I utgangspunktet er det tre intermolekylære krefter som er de mest typiske, og de som vi skal ta for oss i denne delen. Nå, hvorfor er studiet av denne typen krefter interessant? Vel, fordi det tillater å forutsi noen kjemiske egenskaper som kokepunkter og smeltepunkter.

Anta at vi har følgende forbindelser MgO, NO₂, HF og F₂ og vi må sortere dem ved å øke kokepunktet. Vi vet det som styrke fra tiltrekning mellom dem må vi levere mer Energi å bryte koblingene. Derfor må vi forstå hva som er kreftene som samhandler.

Når det gjelder MgO, er det en ionisk forbindelse, så kreftene som holder den sammen er elektrostatiske, den mest intense av alle, derfor vil den ha det høyeste kokepunktet. Så, hvis vi analyserer NO versus HF og F

Basert på denne analysen er det kjent at det høyeste kokepunktet vil være MgO, etterfulgt av HF, deretter NO ₂ og til slutt F₂.

London-styrker

Også kjent som dispersjonskrefter, finnes de i alle molekylære forbindelser. Men i polare molekyler mister de betydning på grunn av eksistensen av dipoler som vil føre til at andre mer relevante krefter eksisterer. Derfor er de i apolare molekyler de eneste kreftene som er tilstede.

Jo større molar masse, jo større London Forces. I sin tur danner ikke-polare molekyler forbigående eller midlertidige dipoler, det vil si at den elektroniske skyen deformeres av kontinuumet bevegelse av elektronene sine. Jo større den elektroniske skyen og jo mer polariserbar den er, jo større er de samvirkende London-styrkene.

Typiske eksempler er diatomiske forbindelser som Cl₂ hvor det er symmetri i strukturen lagt til at de to atomene som danner den har samme elektronegativitet, derfor er bindingen apolar og molekylet er også apolar. Når det gjelder CO₂, de dominerende kreftene er også spredningskrefter; imidlertid observerer vi polare bindinger som, gitt den symmetriske strukturen til molekylet, kansellerer dipolene deres, og danner et apolart molekyl.

Dipol-dipolkrefter

Når molekylene ikke viser symmetri og det genereres permanente dipoler, sies det at molekylet er polart eller at dets dipolmoment ikke er null. Dette innebærer tilstedeværelsen av dipol-dipolkrefter som genererer attraksjoner mellom de ladede endene av molekylene, enden med positiv elektrontetthet av ett molekyl og enden med negativ elektrontetthet av et annet molekyl. Selvfølgelig, når du arbeider med elektrontettheter er disse kreftene mer intense enn Londons krefter, som, som vi sa, er tilstede i alle molekyler.

Typiske eksempler er H-molekyler₂S og HBr hvor områder med negative ladningstettheter på grunn av sin geometri samhandler sterkt med positivt ladede tettheter til et annet molekyl.

Hydrogenbrokrefter

Denne typen kraft refererer til et spesifikt tilfelle av dipol-dipolkrefter som er bindingene mellom hydrogen med fluor, nitrogen eller oksygen. De er krefter produkt av dipoler mellom de nevnte atomer som binder sterkt og derfor er betegner med et bestemt navn, siden de er av større intensitet enn noen annen kraft dipol-dipol. Slik er tilfellet med vannmolekyler (H₂O) eller ammoniakk (NH₃).

Ion - dipolkrefter

Det er den siste typen intermolekylær kraft vi vil se, og den oppstår i tilfeller der et ion deltar i en forbindelse. Dette interaksjon vil da oppstå mellom ionet og dipolene til et polart molekyl, for eksempel i oppløsning fra du går ut i vann, som MgCl₂ i vann. De permanente dipolene til de polare molekylene i vannet interaksjon med de ioniske artene oppløst Mg⁺² og Cl^-.

Det skal bemerkes at disse typer krefter sett er svakere enn kovalente bindinger og ioniske bindinger, tilstede i henholdsvis kovalente faste stoffer og ioniske forbindelser.